Soufre

Pour les articles homonymes, voir Soufre (homonymie).

Soufre
Phosphore ← Soufre → Chlore O     16 S                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                               ↑ S ↓ Se Tableau complet • Tableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro	Soufre, S, 16
Série chimique	non-métal
Groupe, période, bloc	16 (VIA), 3, p
Masse volumique	2,07 g·cm-3 (rhombique), 2,00 g·cm-3 (monoclinique, 20 °C)[1]
Dureté	2
Couleur	jaune
No CAS	7704-34-9 [2]
No EINECS	231-722-6
Propriétés atomiques
Masse atomique	32,065 ± 0,005 u[1]
Rayon atomique (calc)	100 pm (88 pm)
Rayon de covalence	105 ± 3 pm [3]
Rayon de van der Waals	180 pm
Configuration électronique	[Ne] 3s2 3p4
Électrons par niveau d’énergie	2, 8, 6
État(s) d’oxydation	±2, 4, 6
Oxyde	acide fort
Structure cristalline	orthorhombique
Propriétés physiques
État ordinaire	solide
Point de fusion	115,21 °C [1]
Point d’ébullition	444,61 °C [1]
Énergie de fusion	1,7175 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation	45 kJ·mol-1 (1 atm, 444,61 °C)[1]
Température critique	1 041 °C [1]
Volume molaire	17,02×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur	2,65×10-20 Pa [réf. nécessaire]
Divers
Électronégativité (Pauling)	2,58
Chaleur massique	710 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique	0,5 fS·m-1
Conductivité thermique	0,269 W·m-1·K-1
Solubilité	sol. dans l'ammoniac[4]; sol. dans CS2
Énergies d’ionisation[5]
1re : 10,36001 eV	2e : 23,33788 eV
3e : 34,79 eV	4e : 47,222 eV
5e : 72,5945 eV	6e : 88,0530 eV
7e : 280,948 eV	8e : 328,75 eV
9e : 379,55 eV	10e : 447,5 eV
11e : 504,8 eV	12e : 564,44 eV
13e : 652,2 eV	14e : 707,01 eV
15e : 3 223,78 eV	16e : 3 494,1892 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD MeV 32S 95,02 % stable avec 16 neutrons 33S 0,75 % stable avec 17 neutrons 34S 4,21 % stable avec 18 neutrons 35S {syn.} 87,32 j β- 0,167 35Cl 36S 0,02 % stable avec 20 neutrons
Précautions
Directive 67/548/EEC[6]
F Symboles : F : Facilement inflammable Phrases R : R11 : Facilement inflammable. Phrases S : S16 : Conserver à l’écart de toute flamme ou source d’étincelles - Ne pas fumer. S26 : En cas de contact avec les yeux, laver immédiatement et abondamment avec de l’eau et consulter un spécialiste. Phrases R : 11, Phrases S : 16, 26,
Transport[7]
40    1350    Code Kemler : 40 : matière solide inflammable ou matière autoréactive ou matière autoéchauffante Numéro ONU : 1350 : SOUFRE Classe : 4.1 Étiquette : 4.1 : Matières solides inflammables, matières autoréactives et matières solides explosibles désensibilisées Emballage : Groupe d'emballage III : matières faiblement dangereuses. 44    2448    Code Kemler : 44 : matière solide inflammable qui, à une température élevée, se trouve à l'état fondu Numéro ONU : 2448 : SOUFRE FONDU Classe : 4.1 Étiquette : 4.1 : Matières solides inflammables, matières autoréactives et matières solides explosibles désensibilisées Emballage : Groupe d'emballage III : matières faiblement dangereuses.
SIMDUT[8]
B4, B4 : Solide inflammable Transport des marchandises dangereuses : classe 4.1 Divulgation à 1,0% selon les critères de classification
SGH[6]
AttentionH228, P210, H228 : Matière solide inflammable P210 : Tenir à l’écart de la chaleur/des étincelles/des flammes nues/des surfaces chaudes. — Ne pas fumer.
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
modifier

Le soufre est un élément chimique de la famille des chalcogènes, de symbole S et de numéro atomique 16.

C'est un non-métal multivalent abondant, insipide, et insoluble dans l'eau. Le soufre est surtout connu sous la forme de cristaux jaunes et se trouve dans beaucoup de minéraux (sulfure et sulfate) et même sous forme native, particulièrement dans les régions volcaniques. L'essentiel du soufre exploité est cependant d'origine sédimentaire.

C'est un élément essentiel pour tous les êtres vivants ; il intervient dans la formule de deux acides aminés naturels, la cystéine et la méthionine et, par conséquent, dans de nombreuses protéines. Le soufre sert à 90 % à préparer l'acide sulfurique, produit de base de l'industrie chimique. Il est notamment employé comme engrais (sulfates) (60 % de la production) et phytosanitaire fongicide (contre l'oïdium de la vigne). Environ 34 % sert à des applications non agricoles comme la fabrication du caprolactame-monomère qui intervient dans la préparation du Nylon-6, dans les processus de lixiviation en exploitation minière, à l'élaboration du dioxyde de titane, des tripolyphosphates pour les détergents, à l'alimentation animale et humaine, à la fabrication de la pâte à papier, à la fabrication de l'acide fluorhydrique. Il est aussi utilisé pour fabriquer la poudre à canon, les laxatifs, les allumettes, des insecticides, etc.

Caractéristiques notables

Généralités : le corps simple et l'élément chimique

Le corps simple soufre est un non-métal d'aspect jaune pâle. Il brûle avec une flamme bleue qui émet une odeur particulièrement suffocante (le dioxyde de soufre SO₂). Il est insoluble dans l'eau et dans la plupart des solvants polaires, mais est soluble dans les solvants apolaires et fortement dans le (bi-)sulfure de carbone (CS₂). Il se trouve natif dans la nature, éventuellement dans des gisements d'où il peut être extrait.

• Le soufre dans la nature
• 

  Cristaux de soufre naturels

• 

  Cristal de soufre

• 

  Soufre purifié

L'élément chimique soufre existe combiné avec la totalité des autres éléments chimiques, hormis les gaz nobles. Les états d'oxydation les plus communs du soufre sont -2 (sulfures), 0 (corps simple), +4 (dioxyde et dérivés) et +6 (trioxyde et dérivés).

• Sa combinaison la plus simple avec l'hydrogène est le sulfure d'hydrogène^[9] H₂S, gaz toxique qui présente une odeur caractéristique d'œufs putréfiés.
• Le soufre existe combiné avec l'oxygène dans plusieurs oxydes, dont le dioxyde de soufre SO₂ et le trioxyde de soufre SO₃, de nombreux oxoacides et dans les oxoanions correspondants.
• Ses combinaisons avec le carbone se trouvent dans le pétrole, les gisements de gaz naturels et dans certains acides aminés.
• Ses combinaison avec les métaux sont essentiellement sous formes de sulfures et de sulfates.

Isotopes

Le soufre possède 25 isotopes et un isomère nucléaire connus, de nombre de masse allant de 26 à 49, dont quatre sont stables : ³²S (95,02 %), ³³S (0,75 %), ³⁴S (4,21 %) et ³⁶S (0,02 %), pour une masse atomique standard de 32,065(5) u. De ces isotopes, seul le noyau de ³³S possède un spin nucléaire non nul, dont la valeur est 3/2. De la faible teneur en cet isotope et du fait que le spin ne soit pas 1/2, il résulte que la spectroscopie RMN du soufre est une technique peu développée.

Variétés allotropiques

Soufre S₈

Le soufre possède des formes allotropiques aussi bien à l'état solide que liquide ou gazeux. La forme la plus stable à l'état solide, dans les conditions normales de température, est le soufre alpha S_α, de formule S₈ et correspondant au cyclooctasoufre. Pour une écriture propre des équations chimiques impliquant le soufre, il est en conséquence d'usage d'introduire la notation ¹/₈ S₈. L’existence de cette structure fut établie par rayons X en 1935 par B.E. Warren et J.T. Burwell. Elle avait été montrée par E. Beckmann par cryoscopie dans l'iode fondu.

Le système de variétés allotropiques du soufre est parmi les plus complexes qui existent. La facilité de caténation du soufre n’est pas la seule raison et il faut compter également avec les variétés d’assemblage dans lesquelles chaque type de molécule peut cristalliser. Les liaisons S–S apparaissent d’une grande souplesse comme en témoigne l’amplitude des longueurs de liaison observées, entre 180 et 260 pm. De plus, des angles S–S–S existent entre 90° et 180°. Enfin, l’énergie des liaisons S–S, suivant les cas, est comprise entre 265 et 430 kJ·mol^-1.

Il existe une grande variété de molécules de soufre. Fait unique, il semble que l’on puisse créer par synthèse n’importe quelle molécule de soufre de formule S_n. Par exemple, les molécules S₁₈ et S₂₀ ont été préparées et caractérisées en 1973 par M. Schmidt et A. Kotuglu. La variété allotropique la plus stable, notée S₈, est cristallisée dans le système orthorhombique. On la trouve dans la fleur de soufre obtenue par sublimation, dans le canon de soufre obtenu par fusion, ou dans le lait de soufre colloïdal. De plus, toutes les autres variétés semblent se transformer en S_α à température ambiante. La molécule cyclo-S₈ est constituée d’une chaîne en zigzag avec quatre atomes dans un plan et quatre dans un autre plan parallèle (voir figure). Les angles sont de 108° et les longueurs de liaison de 206 pm. À 95,3 °C, un changement de phase intervient et les mêmes molécules S₈ cristallisent alors dans un réseau monoclinique. La densité du soufre passe alors de 2,07 à 2,01.

Du soufre amorphe ou « plastique » peut être produit par refroidissement rapide du soufre fondu. Les études par rayons X prouvent que la forme amorphe est formée d'une structure hélicoïdale avec huit atomes de soufre par spire.

Du soufre peut être obtenu sous deux formes cristallines : des octaèdres orthorhombiques ou en prismes monocliniques ; la forme orthorhombique étant la plus stable aux températures ordinaires.

En phase vapeur, le soufre se trouve sous forme de molécules S_n (n = 2 – 10) en proportions dépendant de la température et de la pression. Au-delà de 720 °C, la forme prédominante est S₂, avec une double liaison, dans un état triplet de spin, analogue à O₂.

Le comportement du soufre liquide est également particulier puisqu’une transition intervient à 159,4 °C. Toutes les propriétés du soufre présentent une discontinuité, certaines changeant spectaculairement d’un facteur 10⁴ comme la viscosité. La raison en est la formation d’un polymère S_∞.

Les ions du soufre

On a observé depuis 1804 que le soufre se transforme dans les oléums en donnant des couleurs jaune, bleu ou rouge suivant les conditions. On sait maintenant qu’il s’agit d’une oxydation en différents cations S_n²⁺. Le sélénium et le tellure se comportent de la même façon. Cette réaction peut être réalisée plus proprement selon :

S₈ + 2 AsF₅ → (S₈)²⁺(AsF₆)^2– + AsF₃.

Le soufre donne également des anions : l’anion sulfure S^2–, base conjuguée de H₂S et les anions polysulfure S_n^2–. Les anions disulfure S₂^2– se trouvent à l’état naturel dans les pyrites FeS₂. Ils correspondent à la forme basique de H–S–S–H, analogue du peroxyde d'hydrogène H₂O₂. Les autres ions polysulfure ne sont que des caténations plus longue de l’ion disulfure.

Composés du soufre

Les oxydes de soufre

Il existe plus de 30 oxydes de soufre (neutres) S_nO_m parmi lesquels deux ont une importance industrielle, le dioxyde de soufre SO₂ et le trioxyde de soufre SO₃. L’oxyde le plus simple, le monoxyde de soufre SO, homologue de O₂ ou S₂ a été identifié par son spectre UV, mais il ne peut être isolé à cause de son instabilité ; sa longueur de liaison S–O est de 148 pm^[10].

Le dioxyde de soufre

Le dioxyde de soufre est un gaz dans les conditions normales de température et de pression. Il s'obtient par combustion du soufre dans l'air. Ce gaz est très soluble dans l'eau (2 mol/L). Dans l'eau il donne l'acide sulfureux H₂SO₃ :

SO₂ + H₂O → H₂SO₃.

L'acide sulfureux est la forme acide de l'ion hydrogénosulfite HSO₃^-, lui-même forme acide de l'ion sulfite SO₃^2-.

Le dioxyde de soufre est un antioxydant et un acide utilisé pour stabiliser le vin. Les sulfites sont employés pour blanchir le papier et les fruits secs.

Acide sulfurique

Le soufre est industriellement transformé en acide sulfurique (H₂SO₄) en trois étapes. La première est une oxydation à l'air pour produire le dioxyde de soufre SO₂. La deuxième est une oxydation ultérieure qui nécessite un catalyseur comme V₂O₅ et conduit au trioxyde de soufre SO₃. La troisième est une étape d'hydratation conduisant à l'acide sulfurique H₂SO₄ :

S + O₂ → SO₂,

SO₂ + 1/2 O₂ → SO₃,

SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Le trioxyde de soufre se dissolvant lentement dans l'eau, il est introduit dans l'acide sulfurique dilué. Cela conduit à de l'acide sulfurique concentré qui n'est autre qu'un mélange SO₃ / H₂O dans un rapport inférieur à 1, voire pur, rapport = 1, voire à un oléum, rapport SO₃ / H₂O supérieur à 1.

Les formes basiques de l'acide sulfurique sont l'ion hydrogénosulfate HSO₄^- et l'ion sulfate SO₄^2-.

Les sels d'Epsom, le sulfate de magnésium MgSO₄, peuvent être employés comme laxatif, comme additif de bain, comme exfoliant ou comme source de magnésium pour la croissance des plantes.

L'acide sulfurique intervient dans la plupart des secteurs économiques d'un pays industrialisé.

Le sulfure d’hydrogène

Le sulfure d'hydrogène H₂S est un gaz dont le nom officiel est sulfane (comme méthane). Il est produit dans la nature par l’activité volcanique et par les bactéries. Son odeur putride est détectable dès 0,02 ppm dans l’air et il provoque une anesthésie olfactive vers 150 ppm. À cette concentration, les effets sur la santé sont irréversibles en dix minutes. C’est une toxicité comparable à celle du cyanure d'hydrogène HCN.

Les polysulfanes H₂S_n (n = 2 à 8) sont les formes acides des ions polysulfure S_n^2–. Ils peuvent être préparés par chauffage du sulfure de sodium Na₂S, 9H₂O ou par réaction de SnCl₂ avec H₂S et purifiés par distillation. Ils se dismutent en H₂S et S₈ en milieu basique.

S_nCl₂ + 2 H₂S → 2 HCl + H₂S_n+2

L'ion thiosulfate

L'ion thiosulfate a pour formule S₂O₃^2-. Il forme des cristaux verts déliquescents, décomposés par l'eau, solubles dans l'éthanol. On l'utilise comme réducteur dans la fabrication des colorants synthétiques^[11]. Son usage en chimie analytique est fréquent dans la réaction avec le diiode I₂. Il se transforme en ion tétrathionate S₄O₆^2– suivant l'équation de base de l'iodométrie :

2 S₂O₃^2- + I₂ → S₄O₆^2- + 2 I^-.

Le thiosulfate de sodium Na₂S₂O₃ ou d'ammonium (NH₄)₂S₂O₃ était employé comme agent fixateur en photographie argentique. Après révélation de l'image latente, la photo était trempée dans une solution de thiosulfate de sodium qui dissout le bromure d'argent AgBr constituant la surface de la photo. Une fois dissous, le bromure d'argent ne pouvait plus noircir à la lumière, ce qui fixe la photo. Cette dissolution du bromure d'argent résulte de la complexation des ions argent Ag⁺ par les ions thiosulfate. Le complexe formé Ag(S₂O₈)^- est suffisamment stable pour déplacer l'équilibre de précipitation du bromure d'argent.

Nitrure de soufre

Le premier nitrure de soufre a été préparé en 1834 par W. Gregory. Sa stœchiométrie (un atome de soufre pour un atome d'azote) a été établie en 1851 et sa nature tétramérique (SN)₄ l'a été en 1896^[12]. La structure du tétranitrure de tétrasoufre S₄N₄ est cyclique, avec une alternance de chaque élément, avec des angles NSN de 105°, des angles SNS de 113° et des liaisons de 162 pm. Il existe également un dinitrure de disoufre S₂N₂, de structure plane carrée, ainsi qu'un monosulfure de monoazote SN en phase gazeuse et dans le milieu interstellaire.

Les polythiazyles, de formule générique (SN)_x, ont été découverts en 1975. Ils ont des propriétés métalliques bien qu'ils ne contiennent aucun atome de métal. Ainsi, leur conductivité augmente avec la température. Les polythiazyles sont notamment supraconducteurs à très basse température, en dessous de 0,26 K^[13]. Ces structures ont également des propriétés optiques remarquables.

Rôle biologique

Les acides aminés cystéine, méthionine, homocystéine et taurine contiennent du soufre, de même que quelques enzymes communes (par ex.: le coenzyme A) à toutes les cellules vivantes.

Les liaisons disulfure entre polypeptides jouent un rôle très important dans l'assemblage et la structure des protéines.

Quelques types de bactéries emploient le sulfure d'hydrogène (H₂S) au lieu de l'eau comme donneur d'électron dans un processus semblable à une photosynthèse primitive.

Du soufre est absorbé du sol par les plantes sous forme d'ion sulfate.

Le soufre inorganique est présent dans les centres fer-soufre des métalloprotéines et le soufre est le ligand du site Cu_Ai de l'oxydase du cytochrome c.

Histoire et utilisation

Soufre en attente de chargement, Freeport Sulphur Co., Hoskins Mound, Texas, Etats-Unis

Le soufre (çulbâri, signifiant ennemi du cuivre en sanskrit) ; sulphur, sulfur ou sulpur en latin) est connu depuis la haute Antiquité.

Vers 150 av. JC, Caton l'Ancien recommande le soufre contre la pyrale de la vigne avec une recette qui est l'une des premières recette d'insecticide connues en Occident^[14]. Homère le cite comme « éloignant la vermine ».

Au IX^e siècle av. J.-C. et en -424, une tribu détruisit les murs d'une ville en brûlant un mélange de charbon, de soufre et du goudron sous ses murs.

Dans le livre XXII de l’Odyssée, Ulysse revient chez lui, trouve les prétendants, les massacre puis pend douze jeunes filles qui avaient vécu avec eux. Il allume alors un grand feu où il brûle du soufre pour purifier sa maison.

« Nourrice, apporte-moi du feu, du soufre salutaire, Que je soufre la salle ; puis va dire à Pénélope De venir… »

Le soufre est mentionné dans la Bible à de nombreuses reprises :

• Yahweh fit pleuvoir sur Sodome et sur Gomorrhe du soufre et du feu (Genèse, 19, 24) ;
• en parlant du méchant :" du soufre sera répandu sur son lieu de résidence " (Job, 18, 15) ;
• Le souffle de Yahvé comme un torrent de soufre va l'embraser (Isaïe, 30, 33) ;
• etc.

Dioscoride le décrit comme un corps jaune facilement réduit en poudre, qui brûle avec une petite flamme bleue accompagnée d'une fumée irritante utilisée par les militaires pour faire fuir l'ennemi (ce qui en fait l'une des premières « armes chimiques »).

Aux environs du XI^e siècle, les Chinois inventèrent la poudre à canon en le mélangeant avec du salpêtre (nitrate de potassium, KNO₃) et du charbon de bois. La première méthode de préparation semble dater de l'an 1044^[15]. En 1128 les militaires chinois aurait utilisé cette invention pour un bombardement. Quelques années après (1245), la poudre à canon est également découverte en Europe par Roger Bacon et Berthold Swartz.

Symboles alchimiques - en n^o 4, le soufre

Alchimie : Les premiers alchimistes ont donné au soufre son propre symbole alchimique qui était un triangle au-dessus d'une croix (n^o 4 sur la figure). Par expérimentation, ils savaient que le mercure pouvait être combiné à lui. En 1777, Antoine Lavoisier proposa à la communauté scientifique de considérer que le soufre était un élément et non pas un composé. Cependant, en 1809, Humphry Davy continuait de penser le contraire, probablement suite à des expériences avec du soufre impur. Au même moment, Gay Lussac et Thenard confirmait la thèse de Lavoisier^[16]. Le « foie de soufre » utilisé pour solubiliser des métaux, dont l'or était la « combinaison de l'alkali fixe avec le soufre »

On l'utilise au XV^e siècle contre la peste noire (désinfection des locaux).

En 1781, l'élément chimique soufre fut détecté dans certaines plantes par N. Deyeux. En 1813, H.A. Vogel le détecte dans la bile et le sang d'animaux. Le soufre est effectivement présent dans deux des 20 amino-acides naturels. Puis ses propriétés fongicides sont signalées par William Forsyth en (1802) avant que les xanthates soient découverts (en 1822) par W.C. Zeise, qui prépare également le premier thiol, à l'époque appelé mercaptan, C₂H₅SH en 1831.

La même année, le procédé de contact pour la préparation de SO₃, donc de l'acide sulfurique, est breveté, utilisant comme catalyseur l'oxyde de vanadium V₂O₅. Le cluster S₄N₄ est préparé pour la première fois par M. Gregory à partir de S₂Cl₂ et NH₃.

En 1839, le procédé de vulcanisation du latex par le soufre est mis au point par Goodyear aux États-Unis.

En 1845 à partir de l'Angleterre, une maladie émergente, l’oïdium de la vigne colonise le vignoble français puis européen où les vendanges sont en 1852 5 fois inférieures à ce qu'elles étaient en 1847^[14]. Duchartre, Hardy et Grison montrent ou valident l'efficacité du soufre contre cette maladie^[14]. Gonthier invente un soufflet permettant de pulvériser de la fleur de soufre sur les feuilles de vignes mouillées puis en 1853 Rose Charmeux teste à à Thomery le poudrage à sec qui se montre efficace. Il sera utilisé dans toute l'Europe permettant de redresser dès 1858 la production viticole^[14]. En 1880, on recommande 3 poudrages annuels, fastidieux et nécessitant 120 à 150 kg/ha/an de soufre trituré (ou 80 à 90 kg/ha/an de fleur de soufre). Cinq ans plus tard (1885), la bouillie bordelaise s'y ajoute pour traiter un nouvel envahisseur : le mildiou de la vigne^[14].

Les isotopes 33 et 34 sont identifiés par spectrométrie de masse grâce à F. W. Aston en 1926. En 1920, ce dernier n'avait détecté que l'isotope le plus abondant ³²S.

Depuis le XIX^e siècle, le blanchiment de la laine et de la soie, la chimie, la production d'acide sulfurique, de poudre à canon, d’allumettes, etc. ont généré une consommation croissante de soufre^[14]. À partir de la seconde moitié du XIX^e siècle, l'agriculture va également en absorber de grandes quantités, pour ses propriétés désinfectantes et fongicides (à la fin du XIX^e siècle, le vignoble en consomme à lui seul de 100 000 à 150 000 t/an) ou sous forme de sulfates (sulfate de potassium, d'ammonium et de magnésium) dans certains engrais^[14]. Il faut alors construire en urgence (à partir de 1856) des sublimeries et tritureries de soufre, usines où les incendies sont redoutés^[14]. On en trouvera des dizaines autour de villes comme Marseille, Montpellier, Frontignan, Sète, Narbonne, Bordeaux pour répondre aux besoins des vignerons. Cette industrie dope aussi le machinisme agricole, car l'application manuelle à grande échelle était source d'allergies et de brûlures des yeux pour les applicateurs^[14].

Ces besoins ont été cause d'une demande croissante en soufre qui a nourri une industrie spécifique^[14]. Mais alors que les demandes industrielles et agricoles augmentaient, une très grande quantité de soufre était produite par la désacidification de certains gaz naturel (à Lacq en France par exemple) puis par la production de carburants désoufrés (imposés par un nombre croissant de législation visant à faire diminuer la pollution de l'air et les pluies acides.

Le soufre, en tant que produit naturel (Soufre trituré ventilé ou micronisé) est encore l'une des substances traditionnellement autorisées et utilisées en agriculture biologique et dans les jardins comme fongicide, acaricide et répulsif^[14], bien que devant être utilisé modérément et prudemment sur certaines cultures ; Il est peu actif comme anticryptogame sous 18 °C, optimal à 23-25 °C, mais peut devenir phytotoxique au-delà de 35 °C selon la nature des formulations^[17]. De plus, il donne par exemple un goût soufré au vin ou au jus de raisin.

Après avoir épuisé les hydrocarbures facilement accessible, l'industrie d'extraction des ressources fossiles se tourne vers les hydrocarbures non conventionnels qui sont souvent encore plus riches en soufre (et en autres contaminants) que les hydrocarbures conventionnels. Dans le même temps, la réglementation évolue et devrait imposer à la marine marchande (actuellement responsable de 75 % des émissions d'oxyde de soufre (SOX) d'utiliser des carburants beaucoup moins soufrés^[18]. Le soufre ne semble donc pas faire partie des minéraux qui risquent de manquer.

Sources de soufre

Des dépôts de soufre.

Le soufre se trouve naturellement en grande quantité, composé à d'autres éléments sous forme de sulfures (par exemple : la pyrite, le cinabre, la galène, la sphalérite et la stibine) et de sulfates (par exemple : le gypse, la barytine, les vitriols). On le trouve sous forme libre au niveau des sources chaudes, les fumerolles et plus généralement dans les gaz volcaniques.

Cet élément se trouve aussi en petites quantités dans le charbon et le pétrole, qui produisent de l'anhydride sulfureux lorsqu'ils brûlent. Des normes sur les carburants exigent de plus en plus que le soufre soit extrait des combustibles fossiles, parce que l'anhydride sulfureux se combine avec l'eau présente dans l'atmosphère (gouttelettes de pluie) pour produire les pluies acides. Ce soufre extrait est alors raffiné et représente une grande partie de production de soufre.

Il est également extrait le long de la côte du golfe du Mexique, suivant le procédé Frasch^[19] : de l'eau liquide surchauffée à 160 °C est injectée dans le gisement de soufre, ce qui le fait fondre. De l'air comprimé est ensuite injecté dans le puits pour faire remonter le soufre fondu à la surface.

Pour les grandes quantités, le soufre est transporté par voie maritime sur des navires spécialisés appelés soufriers.

Notes et références

Voir aussi

• Les pages relatives aux composés du soufre

Articles connexes

Liens externes

• (fr) Fiche toxicologique de l'Institut national de recherche et de sécurité
• (fr) Fiche internationale de sécurité
• Un dossier pluridisciplinaire sur le soufre
• (en) The Sulphur Institute

• Portail de la chimie